Module_3

Module 3 : Matières et liaisons (Partie B)
1.
Les propriétés des composés ioniques et des composés covalents
Il existe environ 100 éléments naturels. En comparaison, il y a des
milliers et des milliers de composés différents dans la nature, et on
découvre sans cesses de nouveaux. Les éléments se combinent de
nombreuses de façons différentes pour former une incroyable variété de
composé.
Les composés sont tellement nombreux que les chimistes ont élaboré
un système de classification selon les propriétés physiques.
Propriété
État à la température de la
pièce
Point de fusion
Conductivité électrique l’état
liquide
Solubilité dans l’eau
Conduit l’électricité lorsque
dissout dans l’eau
Exemple :
Composé ionique
Composé covalent
Solide cristallin
Solide, liquide ou gazeux
Élevé
Oui
Peu élevé
Non
La plupart sont très solubles
Oui
La plupart sont faiblement
solubles
Généralement non
NaCl
CO2
2. Les liaisons : liaisons interatomiques
Des liaisons interatomiques sont des forces qui attirent les atomes l’un
vers l’autre dans un composé. Une liaison est causée par l’interaction entre
les électrons de valence d’un atome en jeu.
Selon la règle de l’octet, les atomes font des liaisons pour acquérir une
configuration électronique semblable à celle d’un gaz rares. Quand deux
atomes ou ions ont la même configuration électronique, on dit qu’ils sont
isoélectroniques.
Il existe trois sortes de liaisons interatomiques : la liaison ionique, la
liaison covalente et la liaison métallique.
a) Les liaisons ioniques
Dans une liaison ionique, les électrons sont
un autre pour former des
La force d’attraction les unis.
d’un atome à
des charges
.
En générale, cette sorte de liaison se produit entre un métal et un nonmétal. Cela signifie que les métaux en tendance à perdre des électrons
de valence et que les non-métaux ont tendances à en gagner.
Exemples :
La conductivité des composés ioniques : (Voir manuel p.78 et 79)
Pour expliquer ces propriétés, pose-toi deux questions :
1) Quelles conditions permettent la conductivité électrique???
2) Quelle est la structure des composés ioniques à l’état liquide, solide et
en solution???
b) Les liaisons covalentes :
Dans une liaison covalente, on retrouve un
d’électrons
entre des atomes. Généralement, il y a une formation d’une liaison
covalente lorsque deux non-métaux réagissent ensemble ou encore
lorsque de l’hydrogène se combine avec un non-métal.
Il existe deux types de liaisons covalentes : covalente non polaire et
covalente polaire.
Lorsqu’il y a un partage égal d’électrons entre deux atomes, nous
sommes en présence d’une liaison covalente non polaire. Tandis qu’une
liaison avec un partage inégal des électrons entre atomes est appelé
liaison covalent polaire.
Exemples :
Explication de la faible conductivité des composés covalents :
Les atomes de chaque composé sont maintenus ensemble par des
liaisons covalentes fortes, les liaisons ne se brisent pas. Donc, les composés
covalents (contrairement aux composés ioniques) ne se séparent pas en ions
quand ils fondent ou bouillent. Au contraire, leurs atomes demeurent liés
ensembles sous forme de molécules.
c) Les liaisons métalliques :
Les métaux ne forment ni de liaisons ioniques ni de liaison covalentes.
Dans les métaux, on retrouve des liaisons métalliques. Les atomes
métalliques libèrent leurs électrons de valence pour qu’ils soient mis en
commun et partagés. On dit aussi qu’un métal est un arrangement
rigide d’ions métalliques dans une mer d’électrons libres.
3. L’électronégativité :
Quand deux atomes forment une liaison, chacun attire les électrons de
l’autre atome en plus des siens. L’électronégativité d’un atome est une
mesure de capacité à attirer les électrons d’une liaison chimique. Chaque
élément possède une électronégativité spécifique.
L’électronégativité est une propriété périodique. Cette tendance est
l’inverse de la taille des atomes. Dans un groupe, elle diminue de haut en vas
et dans une période, elle augmente de gauche à droite.
***Pourquoi les gaz rares n’ont pas de d’indice d’électronégativité???***
4. Prédiction du type de liaison à l’aide de l’électronégativité :
Pour décider si la liaison entre deux atomes est ionique ou covalent, tu
peux utiliser la différence d’électronégativité qu’on désigne par le symbole
Δx. Afin que la différence obtenue par calcul soit positive, on soustrait
toujours la plus petite valeur de la plus grande.
Type de liaison
Covalente non polaire
Covalente polaire
Ionique
Δx
Δx ≤ 0,4
0,4 < Δx > 1,7
Δ ≥ 1,7
Les liaisons chimiques
Exercices
1.
i)
À l’aide de x, quel type de liaison retrouve-t-on
entre les atomes suivants
ii)
Illustre les liaisons à l’aide de la structure de Lewis.
De plus, pour les liaisons covalentes, écrit la formule
développée.
iii)
Si la liaison est covalent polaire, indique où sont les
pôles.
a)
b)
c)
d)
e)
f)
g)
h)
i)
j)
k)
l)
Sodium et brome
Hydrogène et iode
Carbone et chlore
Lithium et fluor
Bore et chlore
Azote et azote
Strontium et iode
Azote et chlore
Oxygène et oxygène
Lithium et soufre
Calcium et fluor
Baryum et oxygène
2. Classe la liaison dans chacun des composés suivants comme covalente
non polaire, covalente polaire et ionique.
a) S8
d) SCl2
b) RbCl
e) F2
c) PF3
f) SF2
3. Suite à la liaison ionique, la configuration électronique du lithium va
ressembler à celle du __________, celle du fluor à du
__________, celle de l’azote à du __________, celle du calcium à
du __________
4. Combien y a-t-il de liaisons covalentes simples, doubles et triples
dans les molécules suivantes ?
5. Pourquoi les électrons sont-ils partagés dans la liaison covalente alors
qu’ils sont transférés dans la liaison ionique ?
5. Les formules chimiques et la nomenclature :
a) Les formules chimiques :
Les structures de Lewis permettent de suivre les transferts
d’électrons dans une liaison et de s’assurer que la règle de l’octet est
respectée. De même, elles peuvent aider à déterminer le rapport entre les
atomes dans un composé.
L’ordre d’écriture des éléments fournit aussi des renseignements
importants. L’élément ou ion le moins électronégatif est habituellement
indiqué en premier dans la formule, et le plus électronégatif vient en second.
C’est-à-dire que dans la formule chimique, le cation apparait en premier et
l’anion on second lieu.
a) Les nombres d’oxydations :
Tracer la structure de Lewis peut toutefois devenir ennuyeux quand tu
travailles avec des grosses molécules. Existe-t-il une méthode plus rapide et
plus facile pour écrire les formules chimique?
Chaque élément possède une certaine capacité à se combiner avec
d’autres atomes. Un atome du groupe des alcalins a la capacité de perdre un
électron de valence pour se lier à un autre atome. On attribue un nombre à
chaque élément pour décrire sa capacité de liaison. On appelle ce nombre la
valence. Ce nombre, qu’il soit positif ou négatif, décrit la capacité de liaison
d’un élément ou d’un ion. Alors, les alcalins ont une valence de +1.
En règle générale, si deux atomes forment une liaison ionique, la valence
te renseigne sur les charges portées par les ions formés. S’il s’agit d’une
liaison covalente qui se forme, la valence te renseigne sur le nombre
d’électrons que les atomes mettent à contribution dans la liaison.
On utilise des tableaux pour découvrir les valences de différents
éléments et ions polyatomiques.
6. Nomenclature
1.
Oxyde métallique … MO
Un métal combiné à un oxygène.
Règle : Oxyde de __________ (nom du métal)
Ex : Na2O
Oxyde de sodium
2. Oxyde non- métalique … XO
Un non-métal combiné à un oxygène
Règle : préfixe (nombre d’oxygène) - oxyde de _________ (nom du non - métal)
Ex : CO2
Dioxyde de carbone
3. Hydroxyde (base)… M(OH)
Un métal lié à l’ion OHRègle : Hydroxyde de ____________ (nom du métal)
Ex : Ca(OH)2
Hydroxyde de calcium
4. Acide … HX
Un ion hydrogène lié à un non-métal
Règle : (nom du non- métal) ________- URE d’hydrogène.
Ou
Acide (nom du non-métal)________ - hydrique
Ex : HCl
Chlorure d’hydrogène ou acide chlorhydrique
5. Sel binaire … MX
Un métal lié à un non-métal. Ou deux non-métal, lorsque deux non-métal on
ajoute préfixe.
Règle : (nom du non- métal) __________- URE de métal.
Ex : NaCl
Chlorure de sodium
CaBr2
Bromure de calcium
6. Sel ternaire … MXO
Un métal et un non-métal liés à un oxygène (ions polyatomiques).
Composé binaire avec un oxygène.
Règle : (non-métal) __________ -ITE ou ATE _________ (nom du
métal).
Ex : K2SO3
sulfite de potassium
AlAsO4
arsenate d’aluminium
7. Sel quarternaire (sel acide) … MHXO
Un métal, hydrogène, non-métal lié à un oxygène.
Règle : (di) hydrogéno _______ (nom du non-métal)- ITE ou ATE du
________(nom du non-métal).
Exemple : NaHCO3
LiH2PO4
hydrogénocarbonate de sodium
dihydrogénophosphate de lithium
8. Hydrocarbures… CxHx
Sont formés uniquement d’atomes de carbone et d’hydrogène. Il en
existe plusieurs types; alcanes, alcènes, alcynes…
Règle : on utilise des préfixes pour indiquer le nombre de carbone.
Méth- 1
Éth- 2
Prop-3
But-4
Exemple : CH4… méthane
C2H8 …éthane
C3H8… propane
1. Écrit les formules chimiques des composés suivants :
a) chlorure de fer (II)
(II)
b) nitrate de manganèse
c) sulfate de baryum
d) bromure de calcium
e) hydroxyde de fer (III)
f) phosphate de nickel (II)
g) sulfure de potassium
h) acétate d’argent
i) iodure de calcium
j) sulfate d’aluminium
k) chlorure de sodium
l) cyanure de potassium
m) nitrate de cuivre (I)
n) nitrate de magnésium
o) fluorure d’hydrogène
p) hydroxyde de cadmium
q) sulfate de zinc
s) hydroxyde de nickel (I)
r) acétate d’ammonium
t) chromate de lithium
2. Classifie les composés ci-dessous en acide, sel binaire, sel ternaire, sel
quartenaire, base, oxyde métallique ou oxyde non métallique.
a)
b)
c)
d)
e)
f)
g)
h)
i)
j)
k)
l)
m)
n)
o)
p)
3. Quel est le nom des composés suivants?
a) NaOH
b) CaCl2
c) NH4NO3
d) Al2(SO4)3
e) MgF2
f) CaSO4
g) PbCl4
h) Ni(ClO3)2
i) HgPO4
j) NH4Cl
k) K2O
l) NaI
4. L’élément X a 2+ et 3+ pour nombre d’oxydation. Les nombres
d’oxydations de l’élément Y sont 1- et 2-. Dresse une liste des formules
possibles de composés formés avec X et Y.
5. Quel est le nombre d’oxydation des ions que l’on retrouve dans le
chlorure de magnésium?
6. Quel est le nombre d’oxydation de l’ion polyatomique que l’on retrouve
dans le sulfate de potassium?
7. Forces intermoléculaires :
Comme nous l’avons vu au début de ce chapitre, il existe trois sortes
de liaisons interatomiques : la liaison ___________, la liaison __________
et la liaison _____________.
Étudions maintenant les forces qui retiennent les molécules ensemble,
c’est-à-dire les liaisons intermoléculaires.
Ces liaisons sont très importantes. Ce sont elles qui, entre autres
déterminent dans quel état (_________, _________ et __________) se
trouvent certaines substances.
Il y a deux principales sortes de liaison intermoléculaires : les forces
de Van der Waals et la liaison hydrogène (ou ponts d’hydrogène).
a) Les forces de Van der Waal :
Les forces de Van der Waals sont des forces assez faibles qui sont
présentes quand la distance entre les molécules est très petite. En fait,
ces forces proviennent de l’attraction exercée sur les électrons d’un
atome par les protons d’un autre atome.
b) La liaison hydrogène ou ponts d’hydrogène :
Quand certaines molécules d’un composé contiennent un atome
d’hydrogène lié à un atome d’un autre élément ayant un grand indice
d’électronégativité, il y a attraction entre l’atome d’hydrogène d’une
molécule et l’atome électronégatif d’une autre molécule. Cette attraction
s’appelle une liaison hydrogène.
La liaison hydrogène se forme surtout entre les atomes d’hydrogène
d’une molécule et les atomes d’azote (N), d’oxygène (O) ou du fluor (F)
d’une autre molécule. Ces liaisons sont des attractions fortes.
Situation problème :
On retrouve le souffre et l’oxygène dans la même famille. Toutefois,
lorsqu’ils font des composés avec de l’hydrogène, ils ont des propriétés
très différentes. Par exemple, l’eau (H2O) a une température d’ébullition
de 100 0C tandis que le sulfure d’hydrogène (H2S) une température
d’ébullition de -60 0C. Pourquoi retrouve-t-on cette grande différence
dans la température d’ébullition?